Общая химия Курс лекций
Скачать 1.3 Mb.
|
7.2. Смещение химического равновесия. Принцип Ле ШательеХимическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока постоянны параметры, при которых  оно установилось. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей и новыми равновесными концентрациями всех веществ. Процесс перехода системы от одного равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом химического равновесия. Равновесие смещается в ту или иную сторону потому, что изменение условий по-разному влияет на скорости прямой и обратной реакций. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой при нарушении равновесия становится больше. Например, если при изменении внешних условий равновесие нарушается так, что скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции (V > V), то равновесие смещается вправо. В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия. Смещение равновесия может быть вызвано:
Остановимся на влиянии каждого из этих факторов на состояние химического равновесия более подробно. Изменение температуры. Повышение температуры вызывает увеличение константы скорости эндотермического процесса (H0Т > 0 и U0Т > 0) и уменьшение константы скорости экзотермического процесса (H0Т < 0 и U0Т < 0), следовательно, при повышении температуры равновесие смещается в сторону протекания эндотермической реакции, а при понижении температуры – экзотермической реакции. Например: N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) H0Т = -92,4 кДж/моль, т.е. прямой процесс экзотермический, следовательно, при увеличении температуры равновесие сместится влево (в сторону протекания обратной реакции). Изменение концентрации. При увеличении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, а уменьшение концентрации какого-либо вещества смещает равновесие в сторону его образования. Например, для реакции 2HCl(г) H2(г) + Cl2(г) увеличение концентрации хлороводорода приводит к смещению равновесия вправо (в сторону протекания прямой реакции). Этот же результат можно получить при уменьшении концентрации водорода или хлора. Изменение давления. Если в реакции участвует несколько газообразных веществ, то при повышении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего количества молей газообразных веществ в газовой смеси и, соответственно, в сторону уменьшения давления в системе. Наоборот, при понижении давления равновесие смещается в сторону образования большего количества молей газа, что вызывает увеличение давления в системе. Пример: N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г). 1 моль + 3 моль 2 моль При увеличении давления в системе равновесие данной реакции смещается вправо (в сторону протекания прямой реакции). Если в прямой и обратной реакциях участвует одинаковое количество молей газообразных веществ, то изменение давления не вызывает смещения химического равновесия. Катализатор на смещение равновесия влияния не оказывает, он только ускоряет наступление химического равновесия. 7.3. Фазовые равновесия. Правило фаз ГиббсаГетерогенные равновесия, связанные с переходом вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава, называются фазовыми. К ним относятся равновесия в процессах испарения, плавления, конденсации и т.п. Фазовые равновесия, как и химические, характеризуются минимальным значением энергии Гиббса системы (G0Т = 0) и равенством скоростей прямого и обратного процессов. Так, равновесие в системе «вода – лед» Н2О(ж.) Н2О (кр.) характеризуется равенством скоростей процессов плавления льда и кристаллизации воды. Равновесие в гетерогенных системах зависит от давления, температуры и концентрации компонентов в системе. Для фазового равновесия, так же как и для химического равновесия, справедлив принцип Ле Шателье. Прежде чем сформулировать правило фаз Гиббса, определим некоторые понятия. Фаза (Ф) – часть термодинамической системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела. Компонент (К) или составная часть системы – вещество, которое может быть выделено из системы и существовать вне ее. Наименьшее число компонентов, через которое выражается состав любой фазы, называется числом независимых компонентов данной системы. При рассмотрении фазовых равновесий, когда в системе не происходит химических превращений, понятия «компонент» и «независимый компонент» совпадают. Число степеней свободы (С) или вариантность системы – число условий (температура, давление, концентрация), которые можно менять произвольно, не изменяя числа и вида фаз системы. Соотношение между числом фаз (Ф), компонентов (К) и степеней свободы (С) в гетерогенной равновесной системе определяется правилом фаз Гиббса: С = К – Ф + n, (7) где n – число внешних факторов, влияющих на равновесие в системе. Таковыми, как правило, являются температура и давление. Тогда n = 2 и уравнение (7) принимает вид: С = К – Ф + 2. (8) По числу степеней свободы системы делятся на инвариантные (С = 0), моновариантные (С = 1), бивариантные (С = 2) и поливариантные (С > 2). При изучении фазовых равновесий широко используется графический метод – метод построения диаграмм состояния. Диаграмма состояния для любого вещества строится на основании опытных данных. Она позволяет судить: 1) об устойчивости какой-либо одной фазы системы; 2) об устойчивости равновесия между двумя или тремя фазами при заданных условиях. Для примера рассмотрим диаграмму состояния однокомпонентной системы (К = 1) – воды (рис. 7.2). Т  ри кривые АО, ОВ, и ОС, пересекающиеся в одной точке О, делят диаграмму на три части (по́ля, области), каждая из которых отвечает одному из агрегатных состояний воды – пару, жидкости или льду. Кривые отвечают равновесию между соответствующими фазами. Кривая АО выражает зависимость давления насыщенного пара надо льдом от температуры и называется кривой возгонки (сублимации). Для кривой АО: К= 1, Ф= 2, n = 2, тогда число степеней свободы, С = 1 – 2 + 2 = 1. Это значит, что произвольно можно менять только температуру (или только давление) – система моновариантна.Кривая ОС выражает зависимость давления насыщенного пара над жидкой водой от температуры и называется кривой испарения или конденсации. Для кривой ОС: К= 1, Ф= 2, n = 2, тогда число степеней свободы С = 1–2 + 2 = 1, т.е. система моновариантна. Кривая ОВ выражает зависимость температуры плавления льда (или замерзания жидкой воды) от давления и называется кривой плавления или кристаллизации. Для кривой ОВ: К= 1, Ф= 2, n= 2, тогда число степеней свободы С = 1 – 2 + 2 = 1, т.е. система моновариантна. Все рассмотренные кривые (АО, ОВ, ОС) соответствуют переходу воды из одного фазового состояния в другое, т.е. определяют равновесие двух фаз. Области, ограниченные этими кривыми, отвечают условиям существования одной фазы. Для каждой из этих областей: К = 1, Ф = 1, n = 2, тогда число степеней свободы С = 1 – 2 + 2 = 2 – система бивариантна, т.е. в известных пределах можно менять значения р и Т независимо друг от друга, не изменяя числа фаз. Все кривые пересекаются в точке О – тройная точка – она соответствует равновесию всех трех фаз: Лед Жидкая вода Пар. Для тройной точки: К = 1, Ф = 3, n = 2, тогда число степеней свободы С = 1 – 3 + 2 = 0 – система инвариантна, т.е. условия равновесия (температура и давление) строго определены и ни одно из них не может изменяться: Т = 273,1 К, Р = 610 Па (4,58 мм рт.ст.). 1 Если закон Авогадро применим только для газов, то число Авогадро имеет универсальный характер для любого агрегатного состояния вещества. 2 Все рассмотренные газовые законы строго соблюдаются при очень малых давлениях, при обычных невысоких давлениях они соблюдаются приближенно, а при высоких давлениях наблюдаются большие отклонения от этих законов. 1 Представление об электронных семействах элементов и их валентных электронах см. в разделе 2.8. 1 Валентные электроны атома – это электроны, способные участвовать в образовании химических связей в молекулах, ионах и т.д. 1 Приведены эффективные радиусы, экспериментально найденные для металлического состояния простых веществ. 2 В этом случае f-сжатие называется лантаноидным. 1 В скобках указано число электронов на внешнем энергетическом уровне иона. 3 Реакция протекает в расплаве веществ. 1 Реакция протекает в расплаве веществ. 2 Реакция протекает в расплаве веществ. 3 Реакция протекает в растворе. |
Похожие:
 | Вступительного экзамена «общая химия» в магистратуру по направлению «химия» по программе «органическая химия» | | Химия. Конспект лекций для студентов I курса медицинского факультета специальности «Стоматология». Часть Общая химия. М.: Изд-во... |
| Административное право. Общая и Особенная часть: курс лекций/С. С. Бородин, С. С. Громыко; гуап. Спб., 2007. — 432 с | | Курс лекций по теме «Свайные работы», является частью программы подготовки специалистов среднего звена бпоу оо «окотсиТ» по специальности... |
| Курс лекций разработан в соответствии с рабочей программой по дисциплине «Основы архивного дела» для специальности 034702 «Документационное... | | Курс лекций по дисциплине «Технология обработки конструкционных материалов» составлен для студентов заочного отделения |
 | Разработчик чубыкина М. М., преподаватель информатики Ульяновского авиационного колледжа | | Сердюкова И. Д. Финансы и управление ими: Конспект лекций. Брянск: Издательство бгпу, 2000. 497 с |
| | Конспект лекций предназначен для использования в учебном процессе студентами, обучающимися по специальностям 080102 «Мировая экономика»,... |